Pourquoi une électrolyse demande-t-elle un générateur ?

La réaction que l’on veut provoquer n’est pas spontanée : le système ne la fait pas de lui-même. Un générateur applique une tension supérieure à celle que fournirait la pile correspondante et force la transformation.

Comment retrouver quelle électrode est l’anode ?

Cherche où se produit l’oxydation : cette électrode est l’anode, quel que soit le montage. Dans un électrolyseur, elle se branche sur la borne $+$ du générateur.

À quoi sert l’électrolyte ?

Il contient les ions qui portent le courant d’une électrode à l’autre et qui fournissent, selon le cas, les espèces oxydées ou réduites aux électrodes.

Pourquoi la tension appliquée est-elle plus grande que prévu en pratique ?

Des phénomènes cinétiques, regroupés sous le nom de surtension, s’ajoutent à la condition thermodynamique : la tension minimale calculée à partir des potentiels des couples ne suffit donc pas, par exemple pour décomposer l’eau.

Que devient l’énergie dans un accumulateur ?

Pendant la charge, l’énergie électrique du générateur est mise en réserve dans les électrodes sous forme chimique ; pendant la décharge, elle est rendue sous forme électrique.

Bac 2027 · spécialité physique-chimie

Électrolyse : transformation forcée et accumulateurs

Un métal qui se dépose sur un objet, un gaz qui se dégage dans une cuve : certaines transformations ne se produisent que si un générateur les impose. On décrit le montage, on relie l’intensité et la durée aux quantités formées, puis on voit comment ce procédé stocke de l’énergie chimique : le chapitre de terminale tient en ces trois étapes, à revoir avant l’épreuve de spécialité du bac.

Au bac de physique-chimie : dans 6 des 35 sujets de 2024 à 2026 (questions : 21).

Programme

Programme de physique-chimie de terminale, BO spécial n° 8 du 25 juillet 2019, pp. 10, 11

Voir les lignes du programme

C3C.1Constitution et transformations de la matière, 3. C) Forcer le sens d’évolution d’un systèmeTerminale, p. 10

Notions et contenus. Passage forcé d’un courant pour réaliser une transformation chimique. Constitution et fonctionnement d’un électrolyseur.

Capacités exigibles. Modéliser et schématiser, à partir de résultats expérimentaux, les transferts d’électrons aux électrodes par des réactions électrochimiques. Déterminer les variations de quantité de matière à partir de la durée de l’électrolyse et de la valeur de l’intensité du courant. Identifier les produits formés lors du passage forcé d’un courant dans un électrolyseur. Relier la durée, l’intensité du courant et les quantités de matière de produits formés.

C3C.2Constitution et transformations de la matière, 3. C) Forcer le sens d’évolution d’un systèmeTerminale, p. 11

Notions et contenus. Stockage et conversion d’énergie chimique.

Capacités exigibles. Citer des exemples de dispositifs mettant en jeu des conversions et stockages d’énergie chimique (piles, accumulateurs, organismes chlorophylliens) et les enjeux sociétaux associés.

Sujets 2024–2026 : dans 6 des 35 sujets

Page vérifiée le 2 novembre 2026

L’essentiel

ce qu’il faut savoir

Une électrolyse est une transformation forcée : un générateur fait passer un courant dans le sens contraire à celui de l’évolution spontanée du système.
Un électrolyseur associe un électrolyte, deux électrodes et un générateur. À l’anode, câblée sur la borne $+$ , une espèce s’oxyde ; à la cathode, câblée sur la borne $-$ , une espèce se réduit.
La charge qui traverse le circuit vaut $Q = I\,\Delta t$ et fixe la quantité d’électrons échangés : ${n(\ce{e-}) = \dfrac{I\,\Delta t}{\mathcal{F}}}$ , où $\mathcal{F} \approx \pu{9,65e4 C.mol-1}$ est la constante de Faraday.
Pour une demi-équation qui échange $z$ électrons par entité formée, ${n_{\text{formée}} = \dfrac{n(\ce{e-})}{z}}$ .
Un accumulateur joue le rôle d’une pile quand on l’utilise et celui d’un électrolyseur quand on le recharge.

L’épreuve écrite de spécialité physique-chimie dure 210 minutes et est notée sur 20 : trois exercices indépendants, et à partir de la session 2027 deux points pour la maîtrise de la langue. Elle compte pour 80 % de la note de la spécialité ; l’évaluation des compétences expérimentales, une heure au laboratoire, pour 20 %. Le sujet dit si la calculatrice est autorisée.

Forcer le sens d’une transformation

Une pile utilise une réaction spontanée. L’électrolyse fait l’inverse : on branche un générateur de tension assez grande pour que la transformation se fasse dans le sens où $Q_\mathrm{r}$ s’éloigne de $K$ . La décomposition de l’eau en est un exemple : ${\ce{2 H2O(l) -> 2 H2(g) + O2(g)}}$ n’a pas lieu spontanément, mais se produit dès qu’un générateur impose une tension suffisante.

Les électrodes sont reliées aux bornes du générateur. Les électrons sortent du générateur par la borne $-$ et gagnent la cathode, où une espèce se réduit ; ceux que libère l’anode, où une espèce s’oxyde, regagnent la borne $+$ . Entre les électrodes, dans l’électrolyte, ce sont des ions qui transportent le courant.

Ne confonds pas l’anode d’un électrolyseur et celle d’une pile : c’est chaque fois l’électrode de l’oxydation, mais le signe s’inverse, positif ici, négatif dans une pile. Pour t’en souvenir, pars toujours de la réaction qui s’y produit plutôt que du signe.

Relier la durée, l’intensité et les quantités de matière

Intensité et durée fixent la charge qui traverse l’électrolyseur : $Q = I\,\Delta t$ , $I$ s’exprimant en ampères et $\Delta t$ en secondes. Chaque mole d’électrons transporte la charge $\mathcal{F}$ , d’où $n(\ce{e-}) = Q / \mathcal{F}$ .

La demi-équation relie ensuite les électrons à la matière. Pour $\ce{Ag+(aq) + e- -> Ag(s)}$ , un électron dépose un atome d’argent : $n(\ce{Ag}) = n(\ce{e-})$ . Pour $\ce{Zn^2+(aq) + 2e- -> Zn(s)}$ , il en faut deux : $n(\ce{Zn}) = n(\ce{e-}) / 2$ . On passe ensuite à la masse par $m = n \times M$ .

Valeurs fictives. On argente un objet placé à la cathode d’une solution d’ions argent(I) : un courant constant de $\pu{0,250 A}$ circule pendant $\pu{45,0 min}$ . On suppose qu’aucune autre réaction ne se produit aux électrodes. La charge vaut $Q = \pu{0,250 A} \times \pu{2700 s} = \pu{675 C}$ , soit $n(\ce{e-}) = \dfrac{\pu{675 C}}{\pu{9,65e4 C.mol-1}} \approx \pu{6,99 mmol}$ . Il se dépose donc $n(\ce{Ag}) \approx \pu{6,99 mmol}$ et, avec $M(\ce{Ag}) = \pu{107,9 g.mol-1}$ , une masse $m = n\,M \approx \pu{0,755 g}$ , c’est-à-dire un peu moins d’un gramme d’argent sur l’objet.

Vérifie l’unité de la durée avant tout calcul : une durée donnée en minutes ou en heures se convertit en secondes, pour que $Q$ sorte bien en coulombs et que la suite du calcul reste juste.

Accumulateurs, piles et énergie chimique

Un accumulateur sert aussi bien en décharge qu’en charge. Déchargé, il se comporte comme une pile : une réaction spontanée fournit un courant. Chargé, il reçoit d’un générateur extérieur un courant de sens inverse : c’est une électrolyse qui ramène les électrodes à leur état initial. La batterie au lithium-ion d’un téléphone et la batterie au plomb d’une voiture fonctionnent ainsi.

Piles, accumulateurs et organismes chlorophylliens ont un point commun : ils transforment l’énergie et la gardent en réserve par voie chimique. La pile libère une énergie déjà stockée ; l’accumulateur la restitue après l’avoir stockée par électrolyse ; la photosynthèse la capte à partir de la lumière du Soleil et la stocke dans des glucides.

Ces dispositifs posent des questions de société : les batteries contiennent des substances qui demandent une collecte et un traitement, et les métaux et plastiques qui les composent se prêtent au recyclage ; leur essor accompagne celui des véhicules électriques et des énergies alternatives.

Les mots du programme

électrolyse: Transformation chimique provoquée par un courant qu’impose un générateur, à contre-sens de l’évolution spontanée.
électrolyseur: Dispositif formé d’une cuve contenant un électrolyte, de deux électrodes et d’un générateur.
transformation forcée: Transformation qui n’a lieu que parce qu’un générateur impose un courant et la pousse dans le sens non spontané.
constante de Faraday: Charge d’une mole d’électrons : $\mathcal{F} \approx \pu{9,65e4 C.mol-1}$ (valeur CODATA : 96 485).
accumulateur: Dispositif qui joue le rôle d’une pile en décharge et celui d’un électrolyseur en charge.

Une question du sujet

source : éduscol

Une vraie question d’un sujet du bac, mot pour mot, avec les lignes de l’exercice dont elle a besoin. Cherche-la avant de lire le corrigé.

Question d’un sujetbac

Bac 2026, Centres étrangers, jour 1 — exercice 2, question 7

Exercice 2 — La dépollution par les plantes pour extraire du nickel — 2. Extraction et purification du nickel Ni par électrolyse

Schéma : une cuve contenant une solution aqueuse d’ions nickel acidifiée est posée sur un agitateur magnétique, un barreau aimanté au fond. Deux électrodes y plongent : à gauche une électrode de titane, reliée par un ampèremètre A à la borne + d’un générateur G ; à droite une électrode de carbone, reliée à la borne − du générateur. — Figure 1 – Schéma du montage · Ministère de l’Éducation nationale – éduscol

[…] Pour ce faire, la cuve à électrolyse contient une solution aqueuse acidifiée contenant les ions nickel

\ce{Ni^2+(aq)}

et deux électrodes inattaquables. L’une est en titane et l’autre en carbone. Données : […] • Constante de Faraday :

F = N_{\text{A}} \times e = \pu{96}\,\pu{500 C.mol-1}

 ; • Masse molaire atomique du nickel (Ni) :

M(\ce{Ni}) = \pu{58,7 g.mol-1}

 ; • Relation entre la capacité

Q

, l’intensité

I

et la durée d’utilisation

\Delta t

d’une pile

Q = I \cdot \Delta t

. […] Sous l’effet d’un courant électrique, les ions nickel

\ce{Ni^2+(aq)}

se transforment en nickel métallique à l’une des électrodes, selon la réaction électrochimique d’équation :

\ce{Ni^2+(aq) + 2e- -> Ni(s)}

L’électrolyseur est parcouru par un courant électrique constant d’intensité

I = \pu{2,0 A}

. On supposera qu’il n’y a pas de réactions parasites aux électrodes.

Question 7

Q.7. Déterminer la durée de l’électrolyse permettant de purifier

\pu{1,3 \times 10^{2} g}

de nickel.

Source : ministère de l’Éducation nationale – éduscol, bac 2026, spécialité physique-chimie, Centres étrangers, jour 1, exercice 2, question 7 (Licence Ouverte / etalab-2.0). Corrigé : Kleksa (non officiel). · Le sujet sur éduscol

Dans les sujets

compté par sujet

Les sujets de 2024 à 2026 qui ont posé une question sur cette notion : dans 6 des 35 sujets, sans compter les sujets de remplacement et de secours.

Sujet	Questions
Bac 2026, Amérique du Nord, jour 1	1.17, 1.18
Bac 2026, Amérique du Nord, jour 2	2.2, 2.3, 2.4, 2.5, 2.6, 2.7, 2.8
Bac 2026, Antilles-Guyane, jour 2	3.7, 3.8
Bac 2026, Centres étrangers, jour 1	2.5, 2.6, 2.7, 2.8
Bac 2024, Amérique du Nord, jour 2	2.8
Bac 2024, Centres étrangers, jour 2	1.12, 1.13, 1.14, 1.15, 1.16

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bac

Question 1. (0–1)

Pour recouvrir un objet d’étain, on réalise une électrolyse d’une solution contenant des ions

\ce{Sn^2+}

: l’objet constitue la cathode. Un courant d’intensité constante

I = \pu{2,40 A}

circule pendant une durée

\Delta t = \pu{61 min}

. Données : • demi-équation à l’électrode :

\ce{Sn^2+(aq) + 2e- -> Sn(s)}

; • masse molaire :

M(\ce{Sn}) = \pu{118,7 g.mol-1}

; • constante de Faraday :

\mathcal{F} = \pu{96}\,\pu{500 C.mol-1}

. Calculer la masse

m

d’étain déposée sur l’objet, en g. Donner le résultat avec trois chiffres significatifs.

Saisis uniquement le nombre, avec une virgule comme séparateur décimal.

Exercice Kleksa au format du sujet — corrigé Kleksa.

bac

Question 2. (0–1)

Pour recouvrir un objet de zinc, on réalise une électrolyse d’une solution contenant des ions

\ce{Zn^2+}

: l’objet constitue la cathode. Un courant d’intensité constante

I = \pu{1,56 A}

circule pendant une durée

\Delta t = \pu{86 min}

. Données : • demi-équation à l’électrode :

\ce{Zn^2+(aq) + 2e- -> Zn(s)}

; • masse molaire :

M(\ce{Zn}) = \pu{65,4 g.mol-1}

; • constante de Faraday :

\mathcal{F} = \pu{96}\,\pu{500 C.mol-1}

. Calculer la masse

m

de zinc déposée sur l’objet, en g. Donner le résultat avec trois chiffres significatifs.

Saisis uniquement le nombre, avec une virgule comme séparateur décimal.

Exercice Kleksa au format du sujet — corrigé Kleksa.

exercice Kleksa

Question 3. (0–1)

Pour dorer un objet (valeurs fictives), on y dépose par électrolyse une masse

m = \pu{1,18 g}

d’or, selon

\ce{Au^3+(aq) + 3e- -> Au(s)}

, avec un courant constant

I = \pu{0,300 A}

et sans réaction parasite. Données :

M(\ce{Au}) = \pu{197,0 g.mol-1}

 ;

\mathcal{F} = \pu{9,65e4 C.mol-1}

. Combien de minutes faut-il ? Réponds avec trois chiffres significatifs.

min

Exercice écrit pour cette page — corrigé Kleksa.

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Les erreurs fréquentes

là où on perd des points

Câbler l’anode d’un électrolyseur sur la borne $-$ . L’électrode de l’oxydation va sur la borne $+$ du générateur, l’électrode de la réduction sur la borne $-$ .
Oublier de convertir la durée en secondes. Avec $\Delta t$ en minutes ou en heures, $Q$ ne sort pas en coulombs et la quantité d’électrons est fausse.
Négliger le coefficient devant $\ce{e-}$ dans la demi-équation. Pour $\ce{Zn^2+}$ , $n(\ce{Zn}) = n(\ce{e-}) / 2$  ; pour $\ce{Ag+}$ , $n(\ce{Ag}) = n(\ce{e-})$ .
Prendre le sens spontané pour le sens de l’électrolyse. Le générateur force l’évolution dans l’autre sens : une réaction qui n’aurait pas lieu seule se produit alors.
Croire que le courant d’électrons traverse l’électrolyte. Les électrons restent dans les fils et les électrodes ; dans la solution, ce sont les ions qui se déplacent.

À retenir

Électrolyse : transformation imposée par un générateur, dans le sens non spontané.
Anode : oxydation, câblée sur la borne $+$  ; cathode : réduction, câblée sur la borne $-$ .
$Q = I\,\Delta t$ , $n(\ce{e-}) = Q / \mathcal{F}$ , puis $n_{\text{formée}} = n(\ce{e-}) / z$ et $m = n\,M$ .
Accumulateur : pile en décharge, électrolyseur en charge.
Piles, accumulateurs, photosynthèse : l’énergie est transformée et stockée par voie chimique.

Questions fréquentes

1.Pourquoi une électrolyse demande-t-elle un générateur ?+
Réponse :La réaction que l’on veut provoquer n’est pas spontanée : le système ne la fait pas de lui-même. Un générateur applique une tension supérieure à celle que fournirait la pile correspondante et force la transformation.
2.Comment retrouver quelle électrode est l’anode ?+
Réponse :Cherche où se produit l’oxydation : cette électrode est l’anode, quel que soit le montage. Dans un électrolyseur, elle se branche sur la borne $+$ du générateur.
3.À quoi sert l’électrolyte ?+
Réponse :Il contient les ions qui portent le courant d’une électrode à l’autre et qui fournissent, selon le cas, les espèces oxydées ou réduites aux électrodes.
4.Pourquoi la tension appliquée est-elle plus grande que prévu en pratique ?+
Réponse :Des phénomènes cinétiques, regroupés sous le nom de surtension, s’ajoutent à la condition thermodynamique : la tension minimale calculée à partir des potentiels des couples ne suffit donc pas, par exemple pour décomposer l’eau.
5.Que devient l’énergie dans un accumulateur ?+
Réponse :Pendant la charge, l’énergie électrique du générateur est mise en réserve dans les électrodes sous forme chimique ; pendant la décharge, elle est rendue sous forme électrique.

Voir aussi

Toutes les notions de physique-chimie du bac

Notion suivante du programme : Chimie organique

Sources

Ce site n’est pas un service du ministère de l’Éducation nationale et n’y est pas lié. Les questions marquées « bac » viennent des sujets publiés sur éduscol (Licence Ouverte / etalab-2.0) ; leurs corrigés, les explications et les autres exercices de la page sont les nôtres et n’ont rien d’officiel.

Page vérifiée le 2 novembre 2026

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